Направление протекания хим. реакции. Энергия Гиббса

Энергия Гиббса

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным TΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы свободной энергией Гиббса (G, кДж): ΔG = ΔH (энтальпия реакции) – TΔS(энтропийный фактор)

Итак, в химических процессах одновременно изменяются энергетический запас системы (энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор, не совершающая работу энергия).

Модель Энергия Гиббса.

- При ΔG < 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ΔG = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса;

- ΔG > 0 указывает на то, что процесс термодинамически запрещен

- Если ΔH < 0 и ΔS > 0, то всегда ΔG < 0 и реакция возможна при любой температуре.

C₂H₅–O–C₂H₅+ 6O₂ = 4CO₂ + 5H₂O

- Если ΔH > 0 и ΔS < 0, то всегда ΔG > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях.

- Если ΔH < 0 и ΔS < 0, то ΔG > 0, ΔG < 0

N₂ + 3H₂ = 2NH₃ (возможна при низкой температуре)

- Если ΔH > 0 и ΔS > 0, тоΔG > 0, ΔG < 0

N₂O₄(г) = 2NO₂(г) (возможна при высокой температуре).

Для оценки знака ΔG реакции важно знать величины ΔH и ΔS наиболее типичных процессов. ΔH образования сложных веществ и ΔH реакции лежат в пределах 80–800 кДж∙. Энтальпия реакции сгорания всегда отрицательна и составляет тысячи кДж∙. Энтальпии фазовых переходов обычно меньше энтальпий образования и химической реакции Δ – десятки кДж∙, Δ и Δ равны 5–25 кДж∙. Зависимость ΔH от температуры выражается соотношением ΔH T = ΔH ° + ΔC p · ΔT, где ΔC p – изменение теплоемкости системы. Если в интервале температур 298 К – Т реагенты не претерпевают фазовых превращений, то ΔC p = 0, и для расчетов можно пользоваться значениями ΔH °.

Энтропия индивидуальных веществ всегда больше нуля и составляет от десятков до сотен Дж∙моль –1K. Знак ΔG определяет направление реального процесса. Однако для оценки осуществимости процесса обычно пользуются значениями стандартной энергии Гиббса ΔG.

Вопрос 33

Основные положения ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ.

Растворы всех веществ можно разделить на две группы:

- электролиты –это вещ-ва растворы и расплавы которых проводят электрический ток (это вещ-ва с ковалентной полярной и ионной связью – соли, щелочи, кислоты)

- неэлектролиты -проводниками не являются. (О₂, азот, Н₂, металл бензол, глюкоза, сахароза)

Электролитическая диссоациация -это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении.

Теорию электролитической диссоциации создал в 1887 г. шведский химик Аррениус.

1. В растворе или расплаве электролиты диссоциируют на (+)катионы и (-) анионы

2. В электрическом поле ионы принимают направленное движение, катионы двигаются к катоду, а анионы — к аноду;

3. Процесс диссоциации – обратим

4. Диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато. Ba(OH)₂ ˂—˃BaOH⁺+OH^- H₂SO₄ ˂—˃ H⁺ + HSO₄^-

BaOH˂—˃ Ba²⁺+ OH^- HSO₄˂—˃ H⁺ + SO₄^2-

Соли диссоциируют сразу, а не ступенчато NaHCO₃˂—˃Na+ + HCO₃^-

5. Суммарный заряд всех катионов равен суммарному заряду всех анионов;

Вопрос 34